ligacoes quimicas

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Ligações Químicas 
QUÍMICA GERAL 
Ligação química: a festa dos átomos! 
3 
Ligação iônica 
Ligação metálica 
Ligação covalente 
H2O (Gelo) H2O NaCl 
Sódio metálico 
(Na(s)) 
4 
5 
Baixas Energias 
de Ionização 
Elevadas Afinidades 
Eletrônicas 
Natureza das ligações 
Iônicas 
6 
Ligações Metálicas 
Átomos livres 
estáveis 
Moléculas 
Sólidos com rede 
extensa de átomos 
Natureza das ligações 
Covalentes 
7 
18Ar: 1s
22s2 2p
6
 3s
23p6 
 
Elétrons internos 
Camada de valência 
1H: 1s
1 
 
7N: 1s
22s2 2p
3 
 
17Cl: 1s
22s2 2p
6
 3s
23p5 
 
Elétrons de valência 
Covalentes 
8 8 
Ligação Iônica 
 
9 
Elétrons de valência 
Determinando o número de elétrons de valência 
10 
Elétrons de valência 
Estruturas de Lewis 
11 
Elétrons de valência 
Estruturas de Lewis - ÍONS 
12 
Elétrons de valência 
Estruturas de Lewis - ÍONS 
Átomo Config. Íon Gás nobre 
13 
Teoria de Lewis (ligação química) 
Regra do octeto 
+ 
14 
Teoria de Lewis (ligação química) 
Prevendo fórmulas iônicas 
Li2O 
15 
Teoria de Lewis (ligação química) 
Prevendo fórmulas iônicas 
Ca ∙ ∙ 
Cl ∙ ∙ ∙ 
∙ ∙ 
∙ ∙ 
Ca ∙ ∙ 
Cl ∙ ∙ ∙ 
∙ ∙ 
∙ ∙ 
Cl ∙ ∙ ∙ 
∙ ∙ 
∙ ∙ 
Ca2+ 
CaCl2 
Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e 
Qual o composto que se forma entre o cálcio e cloro? 
16 
Teoria de Lewis (ligação química) 
Prevendo fórmulas iônicas 
Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e 
Qual o composto que se forma entre um metal que tem dois elétrons de 
valência e um não metal que tem cinco elétrons de valência? 
M3X2 
17 
Energia de rede 
 
18 
Energia de rede 
Ciclo de Born-Haber 
19 
Tendências da energia de rede 
Tamanho do íon 
 A força de atração entre as cargas é inversamente proporcional 
à distância entre elas 
 
 Íons maiores indicam que o centro da carga positiva (núcleo do 
cátion) está mais afastado das cargas ngativas (elétrons do 
ânion) os íon estão mais fortemente atraídos 
 
 Maiores íons = atração mais fraca 
 Menor atração = menor energia de rede 
20 
Tendências da energia de rede 
Tamanho do íon 
21 
Tendências da energia de rede 
Tamanho do íon 
22 
Tendências da energia de rede 
Tamanho do íon 
Sal (cloreto 
do metal) 
Energia de rede 
(kJ.mol-1) 
LiCl -834 
NaCl -787 
KCl -707 
CsCl -657 
23 
Tendências da energia de rede 
Carga do íon 
Energia de rede = −910 kJ/mol Energia de rede= −3414 kJ/mol 
 A força de atração entre as cargas é diretamente proporcional 
ao produto das cargas 
 
 Cargas maiores indicam que os íon estão mais fortemente 
atraídos 
 
 Maiores cargas = atração mais forte 
 Maior atração = maior energia de rede 
24 
Tendências da energia de rede 
Carga do íon 
fator carga >> fator tamanho 
25 
Propriedades dos compostos iônicos 
Fusão de um sólido iônico 
Íons estão em 
posição fixa 
Íons podem se 
mover 
26 
Propriedades dos compostos iônicos 
Quais composto apresenta o maior ponto de fusão? 
• KBr (734 ºC) 
• CaCl2 (772 ºC) 
• MgF2 (1261 ºC) 
• KBr 
• CaCl2 
• MgF2 
27 
Propriedades dos compostos iônicos 
Quebradiços 
+ - + + + + 
+ + + + - - 
- 
- 
- 
- 
- 
- 
+ - + + + + 
+ + + + - - 
- 
- 
- 
- 
- 
- 
+ - + + + + 
+ + + + - - 
- 
- 
- 
- 
- 
- 
28 
Propriedades dos compostos iônicos 
Condutividade em meio aquoso 
29 
Propriedades dos compostos iônicos 
Líquidos iônicos 
Nitrato de n-butilpiridina 
Supersolvente! 
30 
Propriedades dos compostos iônicos 
Íons dos metais de transição (em meio aquoso) 
31 
Propriedades dos compostos iônicos 
Usos medicinais 
FÓRMULA NOME USO MÉDICO 
BaSO4 Sulfato de bário Contraste de imagens em radiografia 
KMnO4 Permanganato de potássio Tratamento de infecções causadas por fungos 
KI Iodeto de potássio Antiséptico 
Li2CO3 Carbonato de lítio Tratamento de desordens bipolares 
Mg(OH)2 Hidróxido de magnésio Antiácido e laxante 
NaF Fluoreto de sódio Fortalecimento dos dentes 
ZnO Óxido de zinco Proteção contra raios ultravioleta 
32 
Ligação Covalente 
 
33 
COMPOSTOS IÔNICOS COMPOSTOS COVALENTES 
Sólidos com pontos de fusão elevados Gases, líquidos ou sólidos com pontos de 
fusão baixos 
Geralmente solúveis em soluções polares, 
como na água 
Geralmente insolúveis em soluções polares 
A maioria é insolúvel em solventes 
apolares, como no hexano e CCl4 
A maioria é solúvel em solventes apolares, 
como no hexano e CCl4 
 
Quando fundidos são bons condutores de 
eletricidades 
Quando líquidos ou fundidos não são bons 
condutores de eletricidade 
Solução aquosa conduz eletricidade Em solução aquosa são geralmente 
condutores fracos de eletricidade 
 
Geralmente formados por dois ou mais 
elementos com eletronegatividades 
bastante distintas 
Geralmente formados por dois ou mais 
elementos com eletronegatividades 
similares 
 
Ligações iônicas X ligações covalentes 
 
34 
Ligações Covalentes 
Natureza da ligação 
35 
Ligações Covalentes 
Natureza da ligação 
36 
Ligações Covalentes 
Natureza da ligação 
Ligações Metálicas 
Átomos livres 
estáveis 
Moléculas 
Sólidos com rede 
extensa de átomos 
37 
Ligações Covalentes 
Natureza da ligação 
38 
Ligações Covalentes 
Natureza da ligação 
39 
Ligações Covalentes 
Natureza da ligação 
CHI3 
(Ponto de fusão: 120 oC) 
CCl4 
40 
I. Prever a disposição 
II. Determinar o número total de elétrons na molécula 
III. Determinar o número total de elétrons necessários para completar o octeto 
IV. Determinar o número total de elétrons compartilhados 
V. Distribuir os elétrons 
VI. Determinar o número total de elétrons não-compartilhados 
Ligações Covalentes 
Fórmulas de Lewis - ESTRATÉGIA 
41 
Ligações Covalentes 
Estruturas de ressonância 
42 
Ligações Covalentes 
Estruturas de ressonância 
43 
Ligações Covalentes 
Estruturas de ressonância 
44 
Ligações Covalentes 
Estruturas de ressonância 
45 
Ligações Covalentes 
Estruturas de ressonância 
46 
C N
Ligações Covalentes 
Carga Formal 
V: número de elétrons na camada de valência 
L: número de elétrons não-compartilhados 
S: número de elétrons compartilhados 
Para moléculas neutras: ∑CF = 0 
Para moléculas neutras: ∑CF = 0 
CF < 0 → associada ao átomo mais eletronegativo 
47 
V: número de elétrons na camada de valência 
L: número de elétrons não-compartilhados 
S: número de elétrons compartilhados 
Para moléculas neutras: ∑CF = 0 
Para moléculas neutras: ∑CF = 0 
CF < 0 → associada ao átomo mais eletronegativo 
Ligações Covalentes 
Carga Formal 
48 
V: número de elétrons na camada de valência 
L: número de elétrons não-compartilhados 
S: número de elétrons compartilhados 
Para moléculas neutras: ∑CF = 0 
Para moléculas neutras: ∑CF = 0 
CF < 0 → associada ao átomo mais eletronegativo 
0 0 -1 -1 0 0 
Ligações Covalentes 
Carga Formal 
49 
Ligações Covalentes 
Carga Formal 
50 
Regra do Octeto 
LIMITAÇÕES 
 Número ímpar de elétrons 
 Compostos deficientes de elétrons 
 Expansão do octeto 
51 
Exceções à regra do Octeto 
Número ímpar de elétrons | Radicais livres 
Moléculas como NO e NO2 têm um número ímpar de elétrons. 
52 
Exceções à regra do Octeto 
Número ímpar de elétrons | Radicais livres 
Moléculas como NO e NO2 têm um número ímpar de elétrons. 
N O N O
53 
Algumas espécies são estáveis com o octeto incompleto 
 
Exemplo mais típico: BF3 
Exceções à regra do Octeto 
Deficiência de elétrons 
54 
Composto iônico(?), sólido cristalino 
Ponto de fusão = 192 oC (!) 
Exceções à regra do Octeto 
Deficiência de elétrons 
2AlCl3 ↓ Al2Cl6 
Pontes de Cl 
55 
Elementos onde n≥ 3, com orbitais d vazios, com energias próximas 
Exceções à regra do Octeto 
Expansão do Octeto 
Ex: PF5 
56 
Exceções à regra do Octeto 
Expansão do Octeto 
57 
Ligações Covalentes | Propriedades gerais 
Energia de ligação 
58 
Ligações Covalentes| Propriedades gerais 
Energia de ligação 
59 
Ligações Covalentes | Propriedades gerais 
Energia de ligação 
60 
Ligações Covalentes | Propriedades gerais 
Comprimento de ligação 
61 
Ligações Covalentes | Propriedades gerais 
Comprimento de ligação 
Molécula Comprimento de ligação / ː Energia de ligação / kJ.mol-1 
62 
Ligações Covalentes | Propriedades gerais 
Comprimento de ligação 
Molécula Comprimento de ligação / ː Ligação 
63 
Ligações Covalentes | Propriedades gerais 
Ordem de ligação 
Ligação Molécula 
Energia de ligação 
 / kJ.mol-1 
Comprimento de ligação 
 / ː 
64 
Ligações Covalentes | Propriedades gerais 
Ordem de ligação 
Comprimento de ligação / ː 
65 
Ligações Covalentes | Propriedades gerais 
Polaridade das ligações 
ou 
66 
Ligações Covalentes | Propriedades gerais 
Polaridade das ligações 
67 
Ligações Covalentes | Propriedades gerais 
Polaridade das ligações 
68 
Ligações Covalentes | Propriedades gerais 
Polaridade das ligações 
69 
Ligações Covalentes | Propriedades gerais 
Polaridade das ligações 
Diferença de eletronegatividade 
C
ar
át
er
 iô
n
ic
o
 (
%
) 
70 70 
Ligação Covalente 
 
Forma espacial das 
moléculas 
 
71 
Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência 
VSEPR 
1. Elétrons na camada de valência repelem uns aos outros; 
2. A geometria em torno do átomo central será aquela onde a 
repulsão seja minimizada; 
3. Se uma molécula apresentar duas ou mais estruturas de 
ressonância, o modelo VSEPR pode ser aplicado a qualquer 
uma; 
4. Em havendo mais de um átomo central, deve-se considerar as 
ligações em torno de cada um desses átomos de forma 
independente. 
72 
Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência 
VSEPR 
Trifenilfosfina, (C6H5)3P 
73 
Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência 
VSEPR 
74 
Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência 
Moléculas com pares de elétrons não-compartilhados 
75 
Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência 
Geometrias eletrônicas e moleculares 
76 
Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência 
Geometrias eletrônicas e moleculares 
77 
Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência 
Geometrias eletrônicas e moleculares 
78 
Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência 
Geometrias eletrônicas e moleculares 
79 
Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência 
Efeito dos elétrons NÃO-LIGANTES 
80 
104.5O107O
N
HHH
C
H
HHH
109.5O
O
HH
Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência 
Efeito dos elétrons NÃO-LIGANTES 
81 
C O
Cl
Cl
111.4o
124.3o
Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência 
Efeito das LIGAÇÕES MÚLTIPLAS 
82 
Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência 
Polaridade 
83 
Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência 
Polaridade 
84 
Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência 
Polaridade – SOLUBILIDADE ETC. 
85 85 
Ligação Covalente 
 
Teoria da Ligação de 
Valência 
 
86 
Teoria da Ligação de Valência (TLV) 
Superposição dos orbitais 
87 
Teoria da Ligação de Valência (TLV) 
Superposição dos orbitais 
88 
Teoria da Ligação de Valência (TLV) 
Orbitais Híbridos 
sp3 
89 
Teoria da Ligação de Valência (TLV) 
Orbitais Híbridos 
sp3 
90 
Teoria da Ligação de Valência (TLV) 
Orbitais Híbridos 
sp2 
91 
BF3 
BCl3 
SO2 
Teoria da Ligação de Valência (TLV) 
Orbitais Híbridos 
sp2 
92 
Teoria da Ligação de Valência (TLV) 
Orbitais Híbridos 
sp 
93 
Teoria da Ligação de Valência (TLV) 
Orbitais Híbridos 
sp 
94 
Teoria da Ligação de Valência (TLV) 
Ligações múltiplas 
95 
Teoria da Ligação de Valência (TLV) 
Ligações múltiplas 
96 
Teoria da Ligação de Valência (TLV) 
Ligações múltiplas (C2H2) 
sp 
 
97 97 
Ligação Covalente 
 
Teoria do Orbital 
Molecular 
98 
? 
? 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Limitação da TLV 
Espécies com número ímpar de elétrons 
99 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Orbitais Moleculares (OMs) 
100 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Combinação de orbitais atômicos (OAs) 
101 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Combinação de orbitais atômicos (OAs) 
102 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Combinação de orbitais atômicos (OAs) 
103 
1. O número de Orbitais Moleculares (OM) que se formam é sempre 
igual ao número de Orbitais Atômicos (OA) que se combinam 
2. O orbital molecular ligante (OML) tem energia mais baixa que os 
orbitais atômicos iniciais; o orbital molecular antiligante (OMAL) 
tem energia mais alta 
3. Cada OM pode acomadar no máximo 2 elétrons 
4. Os elétrons na molécula ocupam sucessivamente os orbitais de 
energia crescente (princípio de Pauli e regra de Hund) 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
“Regras” para a formação de Orbitais Moleculares (OMs) 
104 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Combinação de orbitais atômicos (OAs) 
105 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Combinação de orbitais atômicos (OAs) 
106 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Combinação de orbitais atômicos (OAs) 
107 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Diagramas de Energia | Molécula de hidrogênio 
108 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Diagramas de Energia | Comparação H e He 
109 
3Li: 1s
22s1 
E 
2s 2s 
s1 
s2
* 
Li Li 
Li2 
  
 
 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Diagramas de Energia | Li2 
2s 2s 
  
 
s3 
s4
* 
110 
?A: ns
2np4 
E 
ns ns 
np np 
s1 
s2
* 
s3 
s4
* 
p1 p2 
 
p3
*
 p4
* 
 
A A 
A2 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Diagramas de Energia | orbitais s e p 
111 
8O:[He] 2s
22p4 
E 
2s 2s 
2p 2p 
s1 
s2
* 
s3 
s4
* 
p1 p2 
 
p3
*
 p4
* 
 
O O 
O2 
  
 
 
  
 
      
  
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Diagramas de Energia | Molécula do oxigênio 
112 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Diagramas de Energia | Moléculas poliatômicas 
113 
“Nuvem” de elétrons 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Ligações metálicas 
114 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Ligações metálicas | Teoria das Bandas 
Condutividade elétrica 
115 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Ligações metálicas | Teoria das Bandas 
116 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Ligações metálicas | Teoria das Bandas 
117 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Ligações metálicas | Teoria das Bandas 
118 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Semicondutores 
119 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Semicondutores 
120 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Semicondutores 
ELEMENTO LACUNA ENTRE BANDAS (kJ.mol-1) TIPO DE MATERIAL 
C (diamante) 520 Isolante 
Si (estrutura de diamante) 107 Semicondutor 
Ge (estrutura de diamante) 65 Semicondutor 
Sn(estrutura de diamante) 8 Semicondutor 
Sn 0 Condutor (metal) 
Pb 0 Condutor (metal) 
121 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Semicondutores 
122 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Semicondutores 
123 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Semicondutores 
124 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Semicondutores | Aplicações | Diodos 
125 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Semicondutores | Aplicações | Diodos 
126 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Semicondutores | Aplicações 
LEDs 
127 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Semicondutores | Aplicações 
LEDs 
128 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Semicondutores | Aplicações 
LEDs 
129 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Semicondutores | Aplicações 
LEDs 
130 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Semicondutores | Aplicações 
Células fotovoltáicas 
131 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Semicondutores | Aplicações 
Células fotovoltáicas 
132 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Semicondutores | Aplicações 
Células fotovoltáicas 
133 ____